ESCUELA SECUNDARIA DIURNA NO. 92 “REPÚBLICA DE COSTA RICA”

NOMBRE DEL ALUMNO:___________________________________ GRUPO:_________________ PROFR: ING. DAVID MARES HERNÁNDEZ

APUNTES DE QUÍMICA

I. CONCEPTOS BÁSICOS

QUIMICA Es la ciencia experimental que estudia a la materia, su composición, sus transformaciones y sus relaciones con la energía. También se define como la ciencia que estudia los fenómenos que alteran la composición de los cuerpos.

ENERGÍA Es el principio de actividad interna de la masa ó de los cuerpos, que en ciertas condiciones permite desarrollar trabajo.

MATERIA. Es una manifestación de la energía, en forma de partículas, que obviamente ocupa un lugar en el espacio y por lo tanto están definidas por volumen y masa.

MASA.- Es la cuantificación de la materia contenida en un cuerpo.

FENÓMENO FÍSICO. Es aquel suceso que afecta o modifica a los cuerpos o a las sustancias externamente, es decir, sin alterar su composición interna.

FENÓMENO QUÍMICO Se presenta cuando los cuerpos o sustancias modifican su composición y estructura interna, para dar paso a otro tipo de sustancias.

II. CLASIFICACIÓN DE LA MATERIA

Se divide en: Solido- Forma y volumen definido, con fuerzas de

interacción fuertes Líquido- Forma y Volumen poco definido, fuerzas

de interacción media Gaseoso Forma y volumen No definido, fuerzas de

interacción muy débil. Leyes de la Conservación: Materia: ”La materia no se crea ni se destruye solo

se transforma” Energía: “La energía no se crea ni se destruye solo

se transforma” Propiedades: Generales: Toda la materia la tiene, algunas son:

Masa - Cantidad de Materia

Peso - Atracción de la Tierra

Volumen- Espacio que ocupa

Especificas: Cambia de una a otra, algunas son:

Densidad- Masa / Volumen

Peso Especifico

Temperatura de fisión

Calor especifico

Se clasifica: Mezcla- Unión de 2 o más sustancias puras. Elemento- Sustancia pura hecha de átomos del

mismo tipo. Compuesto- Unión de 2 o más elementos

MATERIA

III. MEZCLAS Una mezcla es la unión de 2 o más sustancias puras (elementos o compuestos) donde conservan sus propiedades.

IV. TEMPERATURAS Y CALOR Calor: Es una forma de energía que pasa de un cuerpo a otro.

Del de mayor temperatura al de menor. Temperatura Medida indirecta de la cantidad de energía cinética de

las moléculas de un cuerpo. Se puede dar en escalas de temperatura, algunas de ellas son:

°F = 1.8°C + 32 (Grados Fahrenheit ) K = °C + 273.15 (Grados Kelvin) Calor Especifico Es la cantidad de calor necesario para que un gramo

de una sustancia incremente su temperatura un grado centígrado.

Cp Agua = 1 cal / gr °C Calor Latente Es la energía necesaria para que una sustancia cambie

totalmente de estado, sin un cambio de temperatura.

Estados de Agregación: Son los cambios de la materia de acuerdo a su incremento o

decremento de energía y de temperatura.

MEZCLAS HOMOGENEAS O SOLUCIONES: Son de una sola fase (no se ve una separación), se conforman de soluto (menor cantidad) y solvente (mayor cantidad)

Tipos de Soluciones:

Solución Soluto Solvente Ejemplo

Solida Solido Solido Aleación

Liquida

Solido

Liquido

Agua - mar

Liquido Vino

Gas Refresco

Gaseosa Gas Gas Aire

Se clasifican por su solubilidad en:

Tipo Soluto Solvente

No saturada Menor Justo

Saturada Justo Justo

Sobresaturada Exceso Justo

MEZCLAS HETEROGÉNEAS: Son aquellas que tienen dos o más fases (Se separan o pueden verse una separación o fases). Ejemplo:

Coloides

Suspensiones CONCENTRACIÓN Relación cuantitativa de la cantidad de soluto entre una determinada cantidad de disolvente. %masa = ( gr soluto / gr total solución) x 100 %volumen = (volumen soluto / Volumen total) x 100

MEZCLAS

GAS

SÓLIDO LÍQUIDO

FUSIÓN

SOLIDIFICACIÓ

N

EVAPORACIÓN

Y

GASIFICACIÓN

CONDENSACIÓN

Y

LICUEFACCIÓN

SUBLIMACIÓN

V. ESTRUCTURA ÁTOMICA

MODELOS ATOMICOS La conceptualización del átomo ha sufrido una evolución a lo largo de la historia.

DEMOCRITO Y EPICURO lo definían como la partícula más pequeña e indivisible que compone un cuerpo.

JHON DALTON lo definió como una esfera diminuta y sólida

THOMPSON plantea al átomo como una esfera de carga positiva que tiene incrustadas cargas negativas, después del descubrimiento del fenómeno de la radioactividad se plantea la existencia de tres partículas como formadoras de un cuerpo y no una sola como se pensaba

RUTHERFORD es quien comprueba la existencia de tres partículas a las

cuales denomina como: (alfa), (beta) y (gamma), a partir de esto denomina al átomo como una nube de partículas formada por partícula positivas, negativas y neutras.

NIELS BOHR describe al átomo como una partícula en donde los electrones (e-) se mueven en trayectorias circulares o elípticas estables y no emiten energía mientras están en esta.

Este modelo plantea siete de estas regiones, niveles o bandas de energía las cuales están representadas por K, L, M, N, O, P y Q; el número de e- por cada uno de estos niveles es de 2, 8, 18, 32, 32, 18 y 8 respectivamente.

DEFINICIONES

ÁTOMO “Es la partícula que representa la mínima cantidad de un elemento". Se encuentra formado:

PROTONES (p+) Carga +, se localiza en el núcleo

NEUTRONES (n ), S/carga, se localiza en el núcleo ELECTRONES (e- ). Carga -, se localiza en el orbital El átomo es eléctricamente neutro, no puede dividirse por medios químicos pero sí por medios físicos, se combina con otros átomos por medio de enlaces químicos.

DATOS DE LAS SUBPARTICULAS ATOMICAS No. ATOMICO (Z) Es la cantidad de protones (igual al número de

electrones) que posee el núcleo de un átomo. Este número define a que elemento pertenece un átomo.

PARTICULA MASA EN GRAMOS MASA EN U.M.A.

ELECTRÓN 9.1091 x 10-28 0.000 549

PROTÓN 1.67252 x 10-24 1.007 277

NEUTRÓN 1.67482 x 10-24 1.008 665

No. DE MASA. Es la suma de la masa de los protones y neutrones que se encuentran en el núcleo de un átomo.

MASA ATOMICA. Son números abstractos proporcionales a los

promedios de masa de los isótopos de un elemento con respecto a la masa atómica patrón, la cual corresponde a la del isótopo 12 del carbono y cuyo valor es de 12 u.m.a

ISÓTOPO. Es el átomo de un elemento con diferente número de

masa. Diferente número de neutrones. No. DE OXIDACIÓN. Es la cantidad de e- que el átomo de un elemento

puede ceder o absorber cuando interactúa con algún tipo de energía o con otro átomo.

Las reglas para establecer el número de oxidación son:

Toda sustancia pura o sin combinar tiene un no. de oxidación de cero.

La suma de los números de oxidación de los elementos que forman un compuesto deber ser cero.

Por definición el no. de oxidación del HIDROGENO es de +1 ó 1+; excepto en los hidruros en los cuales es de –1 ó 1-.

Por definición el no. de oxidación del OXIGENO es de –2 ó 2-; excepto en los peróxidos en los cuales es de –1 ó 1-.

Los elementos Metálicos poseen no. de oxidación positivo y los elementos No Metálicos poseen no. de oxidación negativo.

El grupo o familia al cual pertenece un elemento, proporciona su número de oxidación.

En el proceso de OXIDACIÓN (pérdida de e-) el no. de oxidación crece y en el proceso de REDUCCIÓN (ganancia de e-) el no. de oxidación decrece.

VALENCIA. Es la capacidad o poder de combinación que tiene el átomo de

un elemento con átomos de hidrógeno. IÓN. Es el átomo de un elemento que ha modificado su número de

e- quedando cargado positivamente (CATIÓN) o negativamente (ANIÓN).

MODELO ATOMICO CUÁNTICO Fue propuesto por Erwin Shöedinger, Max Planck, Lois D’ Broglie y Heinsenberg, entre otros. Este modelo plantea cuatro números llamados cuánticos, estos números son: n, l, m y s.

Número cuántico Principal (n) Es el número cuántico principal. El cual expresa el nivel de energía u orbital ocupado por él electrón-, puede tomar los valores de 1. 2. 3. 4. 5. 6 y 7. Es decir:

Número cuántico secundario ( l ) Es el número cuántico secundario ó azimutal, expresa el subnivel de energía que ocupa él electrón, es decir, dentro de cada orbital hay varios electrones en un mismo nivel. También indica el tipo de orbital [s(sharp), p(principal), d(diffuse) y f(fundamental)] ó región en el espacio en la que se encuentran los electrones. Los valores que toma son de n – 1, es decir, 0, 1, 2, 3, 4, 5 y 6.

Ejemplo: Sí n = 4, entonces l= n-1, por lo que toma los siguientes valores

l= 0, 1, 2, 3

Valor de l Tipo de orbital Forma del orbital No. Electrones

0

S

2

1 P

6

2 d

10

3 f indefinido

14

Número cuántico Magnético ( m ) Es el número cuántico magnético que proporciona la orientación permitida de los niveles en un campo magnético que se forma alrededor de cada e- y cuyos

valores son de – l, 0 , + l.

Ejemplo, suponiendo que l= 1, entonces m = -1, 0, 1 Spin del electrón s Los electrones además de girar alrededor del núcleo tienen un giro o spin que

realizan sobre su propio eje. Puede tomar sólo dos valores el de +2

1 si es así un

sentido y el de –2

1 sé es hacia el sentido contrario.

+1/2 -1/2

PRINCIPIO DE EXCLUSIÓN DE PAULI. Actúa para restringir la cantidad de e- dentro de un subnivel e indica que: “Dos electrones dentro de un átomo dado no pueden tener los cuatro números cuánticos idénticos, por lo menos uno debe ser diferente”. CONFIGURACIÓN ELECTRONICA Se define como la configuración más estable y más probable de cómo se acomoden los electrones en los orbitales de un elemento. Para ello se sigue la Regla de las Diagonales, la cual es

1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 5d 5f 6s 6p 6d 7s 7p

Donde al orbital:

‘s’ le caben 2 electrones

‘p’ le caben 6 electrones

‘d’ le caben 10 electrones

‘f’ le caben 14 electrones Ejemplo: ¿Cuál es la configuración electrónica del Sodio Na = 23 electrones?

Na23 = 1s22s22p63s23p64s23d3

TABLA PERIODICA La tabla periódica está ordenada en periodos y grupos o familias, en ella se ordenan los 118 elementos conocidos en la actualidad.

GRUPOS O FAMILIAS. Los grupos se representan con las letras A y B, siendo el grupo A el de los llamados representativos y el grupo B el de los elementos metálicos de transición.

Grupo A

Nombre Electrones de

Valencia Valencia

Representativa

IA Metales Alcalinos 1 +1

IIA Metales Alcalinos- Térreos 2 +2

IIIA Boro – Aluminio (Térreos) 3 +3

IVA Carbono o carbonoides 4 +4

VA Nitrógeno o nitrogenoides 5 -3

VIA Calcógenos 6 -2

VIIA Halógenos 7 -1

VIIIA Gases Nobles 8 0

Grupo B Nombre

1-VIII B Metales de transición

57-71 Lantánidos

89-103 Actínidos

PERIODOS Son siete, están representados horizontalmente, describen la periodicidad del no. atómico de los elementos. Para describir los periodos Henry Moseley se basó en el espectro de emisión que producen los elementos al incidir una fuente luminosa sobre ellos. A través de esto Moseley dice que: “Las propiedades de los elementos son una función periódica de sus números atómicos”.

PROPIEDADES PERIÓDICAS RADIO ATOMICO. Es la distancia aproximada del centro del

núcleo de un átomo a la capa externa de e- del mismo.

ELECTRONEGATIVIDAD. Es la capacidad que posee el átomo de un elemento para atraer pares de e- de otro átomo, esta propiedad aumenta de izquierda a derecha y de abajo hacia arriba en la tabla periódica.

ENERGÍA DE IONIZACIÓN- Es la cantidad total de energía que se requiere para separar totalmente un e- de un átomo gaseoso en su estado basal.

AFINIDAD ELECTRÓNICA.- Es la cantidad de energía que se desprende cuando un átomo gaseoso gana un e-.

En términos generales la tabla periódica divide a los elementos en: METALES Y NO METALES y METALOIDES. CARACTERÍSTICAS DE LOS METALES.

Son sólidos, exceptuando al mercurio (Hg) que es líquido.

Presentan brillo y color característico.

Presentan Maleabilidad y ductilidad.

Son buenos conductores de calor y electricidad.

Tienden a ceder e- cuando se combinan con No metales, lo que implica un bajo valor de electronegatividad.

CARACTERÍSTICAS DE LOS NO METALES.

Presentan los tres estados de agregación.

No poseen brillo ni color característico.

No presentan maleabilidad ni ductilidad.

Son malos conductores de calor y de electricidad.

Tienden a aceptar e- cuando se combinan con metales, por lo tanto poseen alto valor de electronegatividad.

CARACTERÍSTICAS DE LOS METALOIDES

Formados por B, Si, Ge, As, Sb, Te, Po

Sólidos

Tienen brillos metálico

Semiconductores de la electricidad, malos conductores de calor

Exhiben propiedades metálicas y no metálicas.

REGLA DEL OCTETO Y ESTRUCTURA DE LEWIS La regla del octeto determina que para que un elemento sea estable debe tener ocho electrones en el último nivel de energía (configuración de un gas noble). De acuerdo a esta teoría un elemento que tenga una configuración electrónica:

1s22s22p2

De acuerdo a esto el Periodo de este elemento es el 2, y tiene 4 electrones en su última capa de valencia por lo que se trata de la familia IVA, por lo que se trata del Carbono ( C ) Las estructuras de Lewis esquematizan el número de electrones de valencia (electrones en el último nivel energético), por medio de puntos alrededor del símbolo químico de cada elemento.

Familia Electrones

de Valencia Estructura de Lewis

Familia Electrones de

Valencia Estructura de Lewis

IA 1

VA 5

IIA 2

VIA 6

IIIA 3

VIIA 7

IVA 4

VIIIA 8

PERIODO

Electrones de Valencia

Na

Mg

C

N

O

F

Ne

B

ENLACE QUÍMICO Fuerza que mantiene juntos a grupos de dos o más átomos y hacen que funciones como una unidad, donde el nuevo compuesto tiene características físicas y químicas diferentes a los elementos originales. Se clasifican como:

Enlace Unión de: Propiedades del compuesto

formado

Iónico Metal + No metal

Sólidos cristalinos

Solubles en agua

Conducen electricidad

T fusión alta

Inflamables

Covalente

No metal + No metal Insolubles en agua

Casi todos son combustibles

T de fusión baja

Casi todos los compuestos orgánicos se unen por medio de este tipo de enlace

Polar Ponen electrones de

manera desigual

No Polar Ponen electrones de

manera igual

Coordinado Uno solo pone los

electrones que forman el enlace

ESCALA DE PAULI: Esta escala puede obtener el tipo de enlace de un compuesto de acuerdo a la diferencia de electronegatividad de los elementos que lo componen:

Tipo Enlace = Electronegatividad del elemento – Electronegatividad del elemento Más electronegativo menos electronegativo

Por lo que:

Si la diferencia es mayor de 1.7 es un enlace iónico

Si la diferencia es menor de 1.7 es un enlace covalente polar

Sí la diferencia es cero entonces es un enlace covalente no polar.

TABLA DE ELECTRONEGATIVIDADES DE PAULI

COMPUESTO

Un compuesto es la unión de dos o más elementos diferentes. La diferencia con una MOLÉCULA, es que esta puede estar formada la unión de dos o más átomos del mismo o de diferentes elementos. Los compuestos que se conocen en la actualidad se pueden dividir en dos grandes grupos: Compuestos Inórganicos y Compuestos del Carbono (también llamados Órganicos). La manera de formular y denotar a cada uno de estos compuestos la establece la IUPAC (INTERNATIONAL UNION OF PURE AND APPLIED CHEMISTRY ó UNIÓN INTERNACIONAL DE QUIMICA PURA Y APLICADA). CLASIFICACIÓN DE COMPUESTOS INORGANICOS

COMPUESTO REACCIÓN EJEMPLO

Óxidos básicos

Metal + oxigeno -> óxido metálico 4Na +O2 -> 2Na2O

Óxidos básicos

(Anhídridos)

No metal + oxigeno -> óxido no metálico

2S + 3O2 -> 2SO3

Ácidos Anhídrido + Agua -> Oxiácido SO3 +H2O -> H2SO4

Hidrógeno + No metal -> Hidrácido H2 + S -> H2 S

Bases Óxido metálico + Agua -> Hidróxido Na2O +H2O -> 2NaOH

Sales neutralización

Ácido + Base -> Sal + Agua HCl +NaOH ->NaCl + H2O

Oxiácido + Base -> Oxisal + Agua H2SO4 + 2NaOH -> Na2SO4 + 2H2O

Hidrácido + Base -> Sal binaria + Agua HF + NaOH -> NaF + H2O

Hidruros* Valencia

negativa del H-1

Metal + Hidrogeno -> Hidruro K + H -> KH Hidruro de Potasio

NOMENCLATURA DE COMPUESTOS INORGANICOS

OXIDOS METALICOS NOMBRE

Fe+3+ O-2 - > Fe2O3 OXIDO DE FIERRO III

Fe+2 + O-2 - > FeO OXIDO DE FIERRO II

K+1+ O-2 - > K2O OXIDO DE POTASIO

OXIDOS BÁSICOS (ANHIDRIDOS) NOMBRE

C+4+ 2O-2 - > C2O4 -> C O2 BIOXIDO DE CARBONO

N+5 + O-2 - > N2O5 PENTOXIDO DE NITROGENO

N+4 + O-2 - > N2O4 TETRAOXIDO DE NITROGENO

N+1 + O-2 - > NO2 BIOXIDO DE NITROGENO

HIDRÁCIDO / OXIÁCIDO NOMBRE

H+1+ Cl-1 - > HCl ÁCIDO CLORHIDRICO Cl->-1

H+1+ ClO-1 - > HClO ÁCIDO HIPO CLOROSO Cl->+1

H+1 + ClO2-1 - > HClO2 ÁCIDO CLOROSO Cl->+3

H+1 + ClO3-1 - > HClO3 ÁCIDO CLORICO Cl->+5

H+1 + ClO4-1 - > HClO4 ÁCIDO PER CLORICO Cl->+7

BASES NOMBRE

Fe2O3 + 3H2O -> 2 Fe(OH)3 HIDRÓXIDO DE FIERRO III Fe ->+3

FeO + H2O -> Fe(OH)2 HIDRÓXIDO DE FIERRO II Fe ->+2

Na2O +H2O -> 2NaOH HIDRÓXIDO DE SODIO I Na ->+1

SAL / OXISAL NOMBRE

HCl + NaOH -> NaCl + H2O CLORURO DE SODIO Cl->-1

HClO + NaOH -> NaClO + H2O HIPO CLORITO DE SODIO Cl->+1

HClO2+ NaOH -> NaClO2 + H2O CLORITO DE SODIO Cl->+3

HClO3 + NaOH -> NaClO3 + H2O CLORATO DE SODIO Cl->+5

HClO4 + + NaOH -> NaClO4 + H2O PER CLORATO DE SODIO Cl->+7

REACCIONES QUÍMICAS CONCEPTO DE REACCIÓN QUÍMICA Es la forma en la cual se relacionan los elementos y/o compuestos entre sí, es decir, describen los acontecimientos químicos. La ECUACIÓN QUÍMICA, representa una reacción química por medio de símbolos que indican la relación más simple de los componentes de una reacción (reactivos) y el resultado de la misma (productos). TIPOS DE REACCIONES

a) Reacciones de combinación o síntesis. Comprenden la formación de un compuesto a partir de la unión de dos o más elementos y/o compuestos. Ejemplos:

32

322

2

22

22

CaCOCOCaO

SOOSO

CaOOCa

b) Reacciones de Descomposición.

Involucran la descomposición de un compuesto en sustancias más sencillas. (Proceso inverso de la síntesis). Ejemplos:

2222

2

22

22

OOHOH

OHgHgO

En algunas de estas reacciones se utilizan sustancias químicas y la corriente eléctrica como catalizadores. Este tipo de reacciones generalmente endotérmicas (Para producirse requieren la adición de energía calorífica o eléctrica).

c) Reacciones de Simple Sustitución o Simple Desplazamiento

En este tipo de reacciones un elemento toma el lugar de otro en un compuesto. Ejemplo:

22

44

2 HFeCLHClFe

CuZnSOCuSOZn

d) Reacciones de Doble Sustitución ó Doble Desplazamiento.

Dos elementos o radicales de dos compuestos se intercambian. Ejemplo:

AgClNaNONaClAgNO

OHNaClNaOHHCl

33

2

VI. ACIDEZ Y BASICIDAD (ÁCIDOS Y BASES) a) CONCEPTO DE ÁCIDO Y BASE

ÁCIDO. Es aquella sustancia que en solución acuosa posee un sabor agrio, tiñe de rojo el papel tornasol azul, reacciona con los metales activos (grupos IA y IIA), con desprendimiento de H2 y neutraliza a las bases.

BASE. Es aquella sustancia que en solución acuosa posee un

sabor amargo o salobre, tiñe de azul el papel tornasol rojo, tiene consistencia jabonosa y neutraliza a los ácidos.

b) TEORÍA DE ARRHENIUS

Para Arrhenius un ácido y una base se pueden definir:

ÁCIDO.- Es aquella sustancia que en solución acuosa produce iones H+ e iones hidronio (H3O)+.

BASE.- Es aquella sustancia que en solución acuosa produce iones hidróxido u oxidrilo OH-.

Ejemplos:

Ácido General de Arrhenius:

AHHASolución

Acuosa

ClHHClSolución

Acuosa

442 2 SOHSOHSolución

Acuosa

Base General de Arrhenius:

OHBBOHSolución

Acuosa

OHNaNaOHSolución

Acuosa

)(2)( 2 OHCaOHCaSolución

Acuosa

c) TEORÍA DE BRÖNSTED – LOWRY

Para Brönsted y Lowry un ácido y una base se pueden definir como:

ÁCIDO.- Es aquella sustancia que pierde protones (p+), produciendo una base conjugada

BASE.- Es aquella sustancia que gana protones (p+), produciendo un ácido conjugado.

Ejemplo: Pares Conjugados de Brönsted – Lowry.

11 BaseHÁcido

22 ÁcidoHBase

1221 BaseÁcidoBaseÁcido

1

221

32BaseÁcidoBaseÁcidoClOHOHHCl

d) TEORÍA DE LEWIS

ÁCIDO de LEWIS.- Es aquella sustancia que contiene un átomo capaz de absorber un par de e-.

BASE de LEWIS.- Es aquella sustancia que contiene un átomo

capaz de ceder un par de e-. Ejemplo:

OHNaClHClNaOH 2

Base + Ácido

Cuando un ácido y una base de Lewis se combinan, el producto es una sal y la producción de cierta cantidad de agua. En este caso se habla de neutralización.

e) POTENCIAL DE HIDORGENO (PH)

Se define como el logaritmo negativo de la concentración de ión hidronio o hidrógeno [H+]. Este valor define una escala en la cual se puede observar el grado de acidez o basicidad de una sustancia determinada.

VII. BALANCEO DE ECUACIONES El balancear una ecuación química es el procurar que ésta cumpla con el principio de conservación de la materia.

“La materia no se crea ni se destruye solo se transforma” El número de átomos de los elementos que entran en los reactivos debe ser igual al número de átomos que salen en los productos durante una reacción química a) Método de Prueba y Error (Tanteo)

Para balancear una reacción química por tanteo se deben seguir los siguientes pasos, haciendo la aclaración que el orden es inalterable, de lo contrario el balanceo se haría más complicado.

Igualar en reactivos y productos la cantidad de átomos de todos los elementos diferentes a hidrógeno y oxigeno.

Igualar en reactivos y productos la cantidad de átomos de hidrógeno.

Igualar en reactivos y productos la cantidad de átomos de oxigeno.

Ejemplo:

342342 FeClBaSOBaClSOFe

Se observa que la reacción no está balanceada (cantidad de átomos de Fe, Cl, S y O) por lo que se aplica el 1er paso. Se igualan Fe.

342342 2FeClBaSOBaClSOFe

Se igualan S.

0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13

14

ÁCIDOS BASES

Ácidos

Fuertes

Ácidos

Débiles

Bases

Débiles

Bases

Fuertes

NEUTRO

342342 23 FeClBaSOBaClSOFe

Se igualan Ba.

342342 233 FeClBaSOBaClSOFe

Se observa que la cantidad de Cl, queda igualada automáticamente, por lo tanto se realiza el paso dos. Vemos que la ecuación no contiene átomos de H2 por lo que este paso se da por hecho. Obsérvese que al igualar la cantidad de Fe, S, Ba y Cl, se igualan al mismo tiempo la cantidad de átomos de oxigeno, y por lo tanto el paso tres se cumple al haber cumplido el primero. b) Método de Oxido – Reducción (REDOX)

En este método se toma en cuenta el grado de oxidación que poseen los elementos participantes en una reacción. Para este método podemos enumerar los siguientes pasos:

1. Establecer los números o estados de oxidación para cada uno de los

elementos participantes en la reacción. 2. Identificar aquellos elementos que modifiquen su número de

oxidación al pasar de reactivos a productos. 3. Establecer cuál de los elementos cede y cuál absorbe e-, así como

cuántos e- se ceden y cuantos se absorben. 4. Igualar la cantidad de e- cedidos y ganados. 5. Colocar los coeficientes de las semi - reacciones en la ecuación

original.

Nota: “Si al colocar los coeficientes en la ecuación original, ésta queda balanceada el proceso se da por terminado; de no ser así, a partir de los coeficientes colocados continua el balanceo por el método de prueba y error”.

Ejemplo:

OHNONOCuHNOCu 2233

Aplicando el 1er paso:

OHONONCuONHCu2

2

122

2

3

252

3

2510

Aplicando el 2º y 3er paso:

CuCue 220

Pérdida de e- (Oxidación)

NNe 235

Ganancia de e- (Reducción)

Aplicando el 4º paso:

CuCue

33260

NNe

22265

Aplicando el 5º paso:

OHNONOCuHNOCu 223 2323 3

Observando ésta ecuación, nos damos cuenta que no se encuentra balanceada por lo tanto se recurrió a la NOTA del 5º paso, quedando la ecuación balanceada como:

OHNONOCuHNOCu 223 42383 3

c) ESTEQUIOMETRIA

Es la parte de la química que estudia las relaciones de masa, peso y volumen entre los reactivos y productos de una reacción. Para entender mejor ésta parte de la química debemos conocer los siguientes conceptos: MOL. Es la cantidad de una sustancia numéricamente igual a

la masa molecular, peso molecular o peso fórmula de la misma. 1 mol = 6.023 * 1023 moléculas ( No. de Avogadro )

..MP

mn

Donde: n = Número de moles m: masa de la sustancia en grs. P.M. : Peso molecular de la sustancia

VOLUMEN MOLECULAR GRAMO.

Es el espacio que ocupa un mol de cualquier gas en condiciones normales de temperatura y presión (TPN) y cuyo valor es de 22.4 l.

MASA MOLECULAR Es la suma de la masa de la cantidad de átomos de cada elemento que forman un compuesto, expresada en unidades de masa atómica (u.m.a).

PESO MOLECULAR.

Es la masa molecular de un compuesto expresada en gramos.

PESO FORMULA. Es la suma de la masa de la cantidad de átomos de determinados elementos que intervienen en la fórmula de una sustancia.

Ejemplos:

1. Calcular la masa molecular del sulfato férrico Fe2(SO4)3 El sulfato férrico contiene:

Elemento No. átomos Masa atómica Total

Fe 2 56 uma 112 uma

S 3 32 uma 96 uma

O 12 16 uma 192 uma

Masa Molecular 400 uma

Peso Molecular 400 grs.

2. ¿Cuántos mol hay en 300 grs. de HCl?

La masa (m) es de 300 grs. El peso molecular del HCl es:

Elemento No. átomos Masa atómica Total

H 1 1 uma 1 uma

Cl 1 35 uma 35 uma

Peso Molecular 36 grs.

Por lo tanto:

molgrs

grsn 33.8

36

300

n = 8.33 mol

3. ¿Cuál es la masa de 0.75 mol de etano C2H6? El no. de mol (n) es de 0.75 mol. El peso molecular de C2H6 es:

Elemento No. átomos Masa atómica Total

C 2 12 uma 24 uma

H 6 1 uma 6 uma

Peso Molecular 30 grs.

Por lo tanto si:

..MP

mn

m = (0.75 mol) (30 grs.) = 22.5 grs.

entonces:

..MPnm

VIII. QUÍMICA DEL CARBONO (ORGÁNICA) Es aquélla parte de la química que estudia a todos los compuestos formados por carbono, se le llamaba orgánica porque estudiaba a las sustancias que intervenían en los procesos vitales de los organismos, tanto vegetales como animales. Estos compuestos tienen como características principales:

Todos contienen carbono en sus moléculas.

Presentan cadenas de enlaces de átomos de carbono que pueden ser muy grandes.

La mayoría son combustibles.

No son estables a altas temperaturas.

Muchos de ellos son no electrolitos.

No son solubles en agua.

Presentan el fenómeno de isomería.

A) Clasificación de cadenas en compuestos orgánicos El átomo de carbono (C+4) a causa de su tetravalencia (Capacidad

de aceptar 4 electrones) puede formar moléculas grandes. La

longitud de la cadena de carbono determina la mayoría de sus

propiedades físicas. Los compuestos con cadenas cortas son

gases o líquidos con bajo punto de ebullición, los compuestos de

cadenas medianas son líquidos y los de cadenas largas son

sólidos.

De acuerdo a su estructura se clasifican en:

Saturado: Cadena de enlaces simples entre átomos de C, se refiere a los hidrocarburos de enlace simple (Alcanos),

No Saturado: Indica la presencia de un doble o triple enlace dentro del hidrocarburo. Se refiere a los alquenos y alquinos.

Acíclico: hidrocarburo Lineal, de cadena abierta Cíclico: hidrocarburo de cadena cerrada. Lineal: Sin arborescencias o ramificaciones Arborescente: Esqueleto con ramificaciones.

B) NOMENCLATURA DE ALCANOS O PARAFINAS

Hidrocarburos saturados de cadena abierta con enlace sencillo C-

C, su formula general es CnH2n+n, los cuatro primeros llevan

nombres comunes , pero a partir del quinto hidrocarburo se nombran de acuerdo a las reglas de la IUPAC. Se nombran con la terminación ‘ANO’

No. Átomos C Alcano Nombre

1 CH4 Metano

2 CH3-CH3 Etano

3 CH3-CH2-CH3 Propano

4 CH3-CH2-CH2-CH3 Butano

5 CH3-CH2-CH2- CH2-CH3 n- Pentano

6 CH3-CH2-CH2- CH2- CH2-CH3 n-Hexano

Alcanos Arborescentes Para nombrar alcanos con arborescencias hay que seguir las siguientes reglas:

Buscar la cadena más larga, la cual dará nombre al alcano

Numerar la cadena, empezando por el extremo que de la menor posición a las arborescencias

Nombrar cada arborescencia con el número asignado la

terminación ‘il’, y el nombre de la cadena principal.

Sí se encuentran arborescencias iguales se pueden utilizar los términos di, tri, tetra, etc.

Ejemplo:

2,4 –etilpropilheptano

C) NOMENCLATURA DE ALQUENOS U OLEFINAS

Hidrocarburos insaturados de cadena abierta con enlace sencillo C=C,

su formula general es CnH2n, Son más reactivos químicamente, se

nombran con la terminación ‘ENO’.

No. Átomos C Alqueno Nombre

2 CH2=CH2 Eteno

3 CH2=CH-CH3 Propeno

4 CH2=CH-CH2-CH3 Buteno

5 CH2=CH-CH2- CH2-CH3 Penteno

6 CH2=CH-CH2- CH2- CH2-CH3 Hexeno

D) NOMENCLATURA DE ALQUINOS O ACETILENOS

Hidrocarburos insaturados de cadena abierta con enlace sencillo C=C, su

formula general es CnH2n-2, Son más reactivos químicamente, se nombran

con la terminación ‘INO’.

No. Átomos C Alquino Nombre

2 CHΞCH Etino

3 CHΞC-CH-CH3 Propino

4 CHΞC -CH2-CH3 Butino

5 CHΞC -CH2- CH2-CH3 Pentino

6 CHΞC-CH2- CH2- CH2-CH3 Hexino

CH31-CH2-CH2

3- CH24

- CH25- CH2

6-CH37

CH2-CH3

CH2-CH2-CH3

E) NOMENCLATURA DE CICLOALCANOS

Son aquellos compuestos de cadena cerrada que poseen enlaces simples entre cada átomo de carbono, también se llaman alicíclicos. Los cicloalcanos se representan con figuras geométricas, se nombran anteponiendo la palabra ‘CICLO’ a la cadena de carbones

No. Átomos C en el anillo cicloalcano

3 Ciclopropano

4 Ciclobutano

5 Ciclopentano

6 Ciclohexano

F) GRUPOS FUNCIONALES El átomo o grupo de átomos que definen la estructura de una clase particular de compuestos orgánicos que determina sus propiedades se llama Grupo Funcional.

Grupo Funcional

Terminación Nomenclatura Ejemplo

Alcohol -OH ‘-ol’ CH3-OH Metanol

Aldehído -CHO -‘al’ CH3-CHO Metanal

Cetona -CO- -‘ona’ CH3-CO- CH3 Propanona

Ácido Carboxílico

-COOH Ácido + ‘-oico’ CH3-COOH Ácido etanóico

Ester -COO- ‘oato’ +de+ ‘ilo’ CH3-CH2-COO-CH3

Propanoato de metilo

Amina

-NH2

‘il’ + amina

CH3- NH2

Metil amina

-NH- CH3- NH- CH3

Dimetil amina

-N- CH3- N- CH3

CH3 Trimetil amina

Amida -CONH2 ‘-amida’

CH3-CO NH2

Etano Amida

Halogenuros de alquilo

-X X-> Cl, Br, F

Halogenuro de + ‘ilo’

CH3- Cl Cloruro de metilo